Termoquímica
Estudo dos processos de transferência de energia que ocorrem durante as transformações químicas e algumas transformações físicas.
1. Formas de energia
• Energia potencial (Epot ): relacionada à posição relativa de corpos. • Energia cinética (Ecin): relacionada ao movimento de corpos.
• Energia interna (U): SEcin, Epot de átomos, moléculas, etc. que constituem um
corpo.
2. Calor
Fluxo de energia devido à diferença de temperatura entre dois corpos. O calor flui sempre do corpo mais quente para o mais frio.
2.1. Transferência de energia na forma de calor Trabalho (w)
Qualquer transferência de energia diferente de calor. Ex: trabalho de expansão de um gás, trabalho elétrico, etc.
Trabalho de expansão de um gás: w = P .ΔV
3. Transformações e Conservação de Energia
As transformações da energia em suas diferentes formas são muito comuns no nosso dia-a-dia.
4. 1ª Lei da Termodinâmica:
A energia total do universo deve ser conservada.
• Sistema: parte do universo que está sendo estudada • Vizinhanças: restante do universo
Sistema + Vizinhanças = universo Limite: separa o sistema e vizinhanças ΔU = q + ω
A variação da energia interna de um sistema é resultado de transferência de energia na forma de calor e trabalho.
Obs.:
• se energia flui para dentro do sistema, o sinal é positivo (+)
• se energia flui para fora do sistema, o sinal é negativo (-) q > 0: o calor flui para dentro do sistema
q < 0: o calor flui para fora do sistema
w > 0: o trabalho é realizado sobre o sistema w < 0: o trabalho é realizado pelo sistema
• Entalpia (H) – transferência de calor a pressão constante.
Obs.: reações realizadas em sistemas abertos ocorrem a pressão praticamente constante igual à pressão atmosférica.
Reações que ocorrem dentro do nosso corpo ocorrem a volume constante e pressão variável.
5. Classificação das reações
• Exotérmicas – são reações que liberam calor (ΔH < 0). Os produtos são mais estáveis que os reagentes.
• Endotérmicas – são reações que absorvem calor (ΔH > 0). Os reagentes são mais estáveis que os produtos.
Entalpia e mudanças de fase
Nas mudanças de fase em que as moléculas ficam mais separadas, é necessário fornecer energia, logo DH > 0, são processos endotérmicos.
Ex: DHvap, DHfus
Nas mudanças de fase em que as moléculas ficam mais unidas, energia é liberada, logo DH < 0, são processos exotérmicos.
Ex: DHsol, DHcond
OBS.: DHvap = – DHcond
Fatores que influenciam o ΔH de uma reação
• Estado físico dos reagentes e produtos. H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(g) ΔH = -57,8 kcal/mol
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ΔH = -68,3 kcal/mol • Temperatura em que a reação ocorre.
A quantidade de calor deve ser somada ou subtraída da entalpia da reação em obediência ao princípio de conservação de energia.
• Pressão em que a reação ocorre
• Pressões muito altas alteram o valor de ΔH para reações em fase gasosa.
• Quantidade de matéria Ex.:
H2(g) + Cl2(g) →2HCl(g) ΔH = -44,2 kcal/mol
2H2(g) + 2Cl2(g) → 4HCl(g) ΔH = -88,4 kcal/mol
• Presença ou não de solvente.
6. Tipos de calor
Calor sensível – provoca apenas variação de temperatura (grau de agitação molecular muda). É calculado pela equação abaixo, onde Q é o calor sensível, m a massa do corpo e ΔT é a variação de temperatura.
Q = m . c .ΔT
Calor latente – provoca alteração no estado físico do corpo (separação entre as moléculas). É calculado pela equação abaixo, onde Q é o calor latente, m a massa do corpo e L é o calor latente (J/g) da transformação. L depende do composto e da transformação física.
Lei de Hess
A lei de Hess, que é experimental, de fundamental importância no estudo da termoquímica, estabelece que: o calor liberado ou absorvido numa reação química independe dos estados intermediários pelos quais a reação passa, ou seja, a variação de entalpia em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.
A variação da entalpia pode ser calculada subtraindo a entalpia inicial (antes da reação) da entalpia final (depois da reação):
ΔH = Hf – Hi
Outra forma de calcular é através da soma das entalpias em cada uma das reações intermediárias. Independente do número e tipo das reações.
ΔH = ΔH1 + ΔH2
Uma vez que esse cálculo considera apenas os valores inicial e final, conclui-se que a energia intermédia não influencia no resultado da sua variação. Trata-se de um caso particular do Princípio da Conservação de Energia, a Primeira Lei da Termodinâmica.
A Lei de Hess pode ser calculada como uma equação matemática. Para isso, é possível realizar as seguintes ações:
• Inverter a reação química, nesse caso o sinal do ΔH também deve ser invertido;
• Multiplicar a equação, o valor do ΔH também deve ser multiplicado;
• Dividir a equação, o valor do ΔH também deve ser dividido.
•
Diagrama de entalpia
O diagrama acima mostra os níveis de entalpia. Nesse caso, as reações sofridas são endotérmicas, ou seja, há absorção de energia.
ΔH1 é a variação de entalpia que acontece de A para B. Suponhamos que ela
seja 122 kj.
ΔH2 é a variação de entalpia que acontece de B para C. Suponhamos que
ela seja 224 kj.
ΔH3 é a variação de entalpia que acontece de A para C.
Assim, nos importa saber o valor de ΔH3, pois corresponde à variação de
entalpia da reação de A para C.
Podemos descobrir o valor de ΔH3, a partir da soma da entalpia em cada uma
das reações: ΔH3 = ΔH1 + ΔH2 ΔH3 = 122 kj + 224 kj ΔH3 = 346 kj Ou ΔH = Hf – Hi ΔH = 346 kj – 122 kj ΔH = 224 kj
Exemplos de questões aplicadas:
1. (Fuvest-SP) Com base nas variações de entalpia associadas às reações a seguir:
N2(g) + 2 O2(g) → 2 NO2(g) ∆H1 = +67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Pode-se prever que a variação de entalpia associada à reação de dimerização do NO2 será igual a: 2 NO2(g) → 1 N2O4(g) a) –58,0 kJ b) +58,0 kJ c) –77,2 kJ d) +77,2 kJ e) +648 Kj Resolução:
Passo 1: Inverter a primeira equação. Isso porque o NO2(g) precisa passar para
o lado dos reagentes, conforme a equação global. Lembre-se que ao inverter a reação o ∆H1 também inverte o sinal, passando para negativo.
A segunda equação é conservada.
2 NO2(g) → N2(g) + 2 O2(g) ∆H1 = - 67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Passo 2: Observe que N2(g) aparece nos produtos e reagentes e o mesmo
acontece com 2 mol de O2(g).
2 NO2(g) → N2(g)+ 2 O2(g)∆H1 = - 67,6 kJ
